Teorija Valensije obveznica

Teorija Valensije obveznica
Teorija Valensije obveznica
Anonim

Teorija valentne veze pokušava objasniti kako se dva atoma međusobno vežu, nastojeći na taj način predstaviti zadovoljavajuću interpretaciju kovalentnih veza.

U ovoj teoriji ono što je uključeno je kombinacija dvije atomske orbitale dva različita atoma.

S obzirom na to, nastojimo da proučimo i objasnimo kako nastaje kovalentna veza. Trenutno postoje različiti modeli i teorije koje objašnjavaju kovalentnu vezu, međutim istorijski je ovo bila prva teorija koja je to učinila.

slika
slika

Važno je zapamtiti da se ova teorija slaže sa prethodnim konceptima i teorijama, prihvaćenim do tada. Jedna od ovih teorija navodi da se elektroni uključeni u veze nalaze u najudaljenijem omotaču atoma. Radi se dakle o valentnim elektronima.

Sada se postavlja pitanje, kako elektroni uspijevaju držati dva atoma zajedno?

Odgovor na to pitanje proizašao je iz matematičke interpretacije atomskih orbitala, što je ukazalo na mogućnost kombinovanja da bi se na kraju formirala još jedna orbitala drugačija od prethodnih i stoga se ne može nazvati atomskijom. Dakle, kada se dvije atomske orbitale spoje, krajnji rezultat će također biti orbitala, međutim to više neće biti atomska orbitala.

Primjer: Kako je data veza koju formira najjednostavniji molekul (H2)?

Da bismo objasnili ovu vezu, moramo zamisliti ta dvaAtomi vodika se međusobno približavaju tako da se njihove najudaljenije orbitale (u ovom slučaju orbitala 1s) preklapaju. Rezultat ove superpozicije će odgovarati novoj orbitali koja obuhvata dva jezgra. Slika ispod dobro ilustruje ovu situaciju:

preklapajuće orbitale

Imajte na umu da atomske orbitale s-tipa imaju sferni oblik i rezultat kombinacije dvije s orbitale generiše drugu ovalnu orbitalu (elipsoid), taj oblik nije definiran ni za jednu poznatu atomsku orbitalu.

Neki podaci se mogu izdvojiti iz ove brojke. Ako elektroni imaju isti naboj, kako mogu ostati blizu jedan drugom bez jake odbojne sile?

Da bismo odgovorili na to pitanje moramo analizirati dvije različite situacije: 1a) kakve su bile elektrostatičke privlačnosti atoma prije veze; 2a) kako će biti elektrostatičke atrakcije nakon veze.

1a – U početku je postojao jedan elektron za svako jezgro vodonika, tako da je sila privlačenja između ova dva korpuskula, kako su se približavala jedno drugom, bila: 1o Proton ( p 1+) privlači svoj Elektron (e1 ); 2o proton (p2 +) privlači svom Elektronu ( e2 ), izvan odbijanja čestica jednakog naboja. Dakle, interakcije će biti:

p1+e1 (atrakcija)

p2+e2 (atrakcija)

p1+p 2+ (repulsion)

e2e2 (repulsion)

2a – Nakon veze, imate novu orbitalu, koja obuhvata dva jezgra i prihvata dva elektrona. One mogu biti na bilo kojoj poziciji unutar prostora ograničenog tom orbitalom. Ovdje se može reći da više nema razlike između elektrona, jer će i jedan i drugi moći slobodno cirkulirati unutar rezultirajuće orbitale.

U ovom slučaju elektron koji je izvorno došao iz atoma 1 može slobodno cirkulirati oko atoma 2 i obrnuto. U tom smislu kažemo da jezgra dijele par elektrona. Hajde da onda analiziramo kako ostaju interakcije privlačenja i odbijanja između električno nabijenih čestica.

p1+e1 (atrakcija)

p2+e2 (atrakcija)

p1+e2 (atrakcija)

p2+e1 (atrakcija)

p1+p 2+ (repulsion)

e1e2 (repulsion)

Vidimo da nakon veze, jezgro prvog atoma privlači, pored svog, elektron iz drugog atoma, čime se povećavaju elektrostatičke sile privlačenja, koje će garantovati stabilnost molekule, uzrokujući jezgra ostaju zajedno.

Još jedan faktor koji garantuje da jezgra ostanu zajedno je da par elektrona ostaje prvenstveno između dva jezgra, stvarajući efekat poznat kao efekat zaštite, jer kada su elektroni između jezgara, oni potiču smanjenje Repulsion p1+p2+ (između jezgara), budući da stvaraju “barijeru”, sprečavajući jedno jezgro da percipira drugo.

Važno je zapamtiti da u tom molekulu par elektrona neće ostati između veza cijelo vrijeme, jer orbitala koja ih sadrži ne uspostavlja to ograničenje. Stoga se elektroni u nekim kratkim trenucima možda neće naći između jezgara.

Kada veza zaspi oko uzdužne ose simetrije, klasificira se kao tipa sigma (s):

slika
slika

Slijedeći teoriju valentne veze, kovalentna veza se formira kada postoji superpozicija (i posljedična kombinacija) između dvije atomske orbitale, koje dolaze iz različitih atoma. U gornjem primjeru, dvije jednake orbitale (s + s) su kombinovane. Može li biti da možemo kombinirati druge atomske orbitale da uspostavimo kovalentne veze? Pogledajmo neke primjere

Primjer: Kako bi molekula H – F

U HF molekulu imamo nešto drugačije. Fluor ima konfiguraciju u svojoj valentnoj ljusci:

slika
slika

gdje nalazimo jednu od 2p orbitala okupiranih jednim elektronom. Sa tom djelomično zauzetom orbitalom preklapa se 1s orbitala vodonika.

U ovom slučaju, elektron vodonika i jedan elektron fluora se uparuju i dijele ih dva jezgra. Imajte na umu da 1s orbitala atoma vodika ne preklapa nijednu od već završenih atomskih orbitala fluora, jer bi tada u vezi bila tri elektrona (dva iz fluorove i jedan iz 1s orbitale vodika). Takva situacija nije dozvoljena. Samo dva elektrona sa njihovim uparenim okretima mogu se dijeliti skupom preklapajućih orbitala.

U drugom slučaju superpozicija atomskih orbitala različitih atoma može biti p tipa, kao što je na primjer u molekuli Cl2

slika
slika

Multilinks

Dve p orbitale se takođe mogu preklapati jedna pored druge, jedna pored druge. Kada se to dogodi, rezultirajuća veza nema uzdužnu simetriju (ili osnu simetriju). Slika ispod prikazuje superpoziciju dvije orbitale p, paralelne i vertikalne (pz)

slika
slika

Može se vidjeti da se preklapanje događa u dva područja koja su na suprotnim stranama ose veze. Rezultat je poznat kao p (pi) link.

Dvostruka obveznica: Dvostruka veza se sastoji od s obveznice plus p obveznice, kao što se dešava u molekulu O2. Dobijena kombinacija orbitalne kombinacije 2 px – 2 px, označen potezom na gornjoj slici, predstavlja vezu s , već u preklapanju vertikalnih orbitala (2 p z – 2 pz ) odgovara linku p. Stoga se dvostruka veza sastoji od veza s + p.

Triple Linkovi: Trostruki link je jedan s link plus dva p. linka Molekul N2 je dobar primjer takve veze. Slika ispod ilustruje ovu situaciju:

slika
slika

U ovom slučaju imamo reprezentaciju tri p atomske orbitale dva atoma azota koji se vezuju kroz s + p + p veze.

Popularna tema